Примеры решения задач. Пример 1. Докажите, что оксид свинца (II) имеет амфотерный характер

Пример 1. Докажите, что оксид свинца (II) имеет амфотерный характер.

Р е ш е н и е. Для доказательства амфотерного характера любого оксида (или гидроксида) необходимо привести уравнения химических реакций, в которых эти соединения проявляют основные и кислотные свойства.

1) Основные свойства оксида свинца (II) можно проиллюстрировать на примере взаимодействия РbО с веществами, имеющими кислотный характер, т.е. с кислотой и кислотным оксидом: РbО + 2НNO₃ = Pb(NO₃)₂ + Н₂О

PbO + SiO₂ = PbSiO₃

В приведенных реакциях РЬО проявляет свойства основного оксида, так как реагирует с кислотой и кислотным оксидом и образует соли, в состав которых свинец входит в виде катиона Pb^{2 +} .

2) Кислотные свойства оксида свинца (II) можно продемонстрировать с помощью реакций взаимодействия РbО со щелочами и с основными оксидами:

РbО + 2NaOH = Na₂PbO₂ + Н₂О – в расплаве

РbО + Na₂O = Na₂PbO₂ – в расплаве

РbО + 2NaOH + Н₂О = Na₂ [Pb(OH)₄] – в растворе

В этих реакциях РbО выступает в роли кислотного оксида и образует соли, в состав которых свинец входит в виде аниона РbО₂^2- или комплексного иона [Рb(ОН)₄ ]^2-.

Таким образом, РbО является амфотерным оксидом, так как он проявляет и основные, и кислотные свойства.

Пример 2. Напишите уравнения всех возможных реакций между следующими веществами, взятыми попарно: оксид калия, оксид фосфора (V), гидроксид натрия, серная кислота, гидросульфат натрия, гидроксид бериллия.

Р е ш е н и е. 1) Устанавливаем принадлежность каждого из этих веществ к определенному классу неорганических соединений: К₂О – основный оксид, Р₂О₅ – кислотный оксид, NaOH – основание (щелочь), H₂SO₄ – кислота, NaHSO₄ – кислая соль, Ве(ОН)₂ – амфотерный гидроксид.

2) Используя сведения о химических свойствах оксидов, гидроксидов и солей, напишем уравнения реакций между представителями этих классов соединений.

Основный оксид К₂О может взаимодействовать с кислотным оксидом, кислотой и амфотерным гидроксидом: 3К₂О + 2Р₂О₅ = 2К₃РО₄

К₂О + H₂SO4 = K₂SO₄ + Н₂О

К₂О + Ве(ОН)₂ = К₂ВеО₂ + Н₂О

(Н₂ВеО₂)

Кислотный оксид Р₂О₅ может взаимодействовать с основным оксидом, основанием и амфотерным гидроксидом:

Р₂О₅ + ЗК₂О = 2К₃РО₄

Р₂О₅+ 6NaOH = 2Na₃PO₄ + 3Н₂О

Р₂О₅ + ЗВе(ОН)₂ = Ве₃(РО₄)₂ + 3Н₂О

Основный гидроксид NaOH реагирует с кислотным оксидом, кислотой, амфотерным гидроксидом и кислой солью:

6NaOH + Р₂О₅ = 2Na₃PO₄ + ЗН₂О

2NaOH + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2Н₂О

2NaOH + Ве(ОН)₂ = Na₂BeО₂ + 2H₂O

(H₂BeО₂)

NaOH + NaHSO₄ = Na₂SO₄ + H₂O

Амфотерный гидроксид Ве(ОН)₂ (или H₂BeО₂) реагирует с основным оксидом, основанием, кислотным оксидом и кислотой:

H₂BeО₂ + К₂О = К₂ВеО₂ + Н₂О

H₂BeО₂ + 2NaOH = Na₂BeО₂ + 2H₂O

Амфотерный гидроксид Ве(ОН)₂ при взаимодействии с основным оксидом и щелочью проявляет свойства кислоты H₂BeО₂:

3Ве(ОН)₂ + Р₂О₅ = Ве₃(РО₄)₂ + ЗН₂О

Ве(ОН)₂ + H₂SO₄ = BeSO₄ + 2Н₂О

Амфотерный гидроксид Ве(ОН)₂ при взаимодействии с кислотным оксидом и кислотой проявляет основные свойства.

Кислая соль NaHSO₄ реагирует с основным оксидом и основанием:

2NaHSO₄ + К₂О = Na₂SO₄ + K₂SO₄ + Н₂О

NaHSO₄ + NaOH = Na₂SO₄ + H₂O

Следовательно, из всех приведенных веществ попарно не взаимодействуют только К₂О и NaOH, поскольку основные оксиды не вступают в реакции с основаниями.

Пример 3. Объясните закономерность в изменении кислотно-основных свойств гидроксидов элементов третьего периода Периодической системы
Д.И. Менделеева в их высших степенях окисления.

Р е ш е н и е. 1) Введем понятие «гидроксиды». Гидроксиды – это сложные вещества, в состав которых входит гидроксильная группа ОН^–. Условно класс гидроксидов можно описать с помощью общей формулы Э− О− Н (Э – химический элемент).

2) Гидроксиды делят на три группы: основные, кислотные и амфотерные. Рассмотрим, как определяется принадлежность гидроксидов к кислотам, основаниям или амфотерным гидроксидам. Принадлежность гидроксида к классу кислот или оснований определяется местом разрыва химических связей в Э− О− Н. Если разрывается связь О− Н (Э − О ↓ − Н → Н⁺ + ЭО^-), то такой гидроксид относится к классу кислот, поскольку при разрыве связи образуется ион H⁺ – носитель кислотных свойств. Если разрывается связь Э − О (Э ↓ − О− Н → Э⁺ + ОН^–), то гидроксид относится к классу оснований, так как образуется ион ОН^– – носитель основных свойств. Если же, в зависимости от среды, разрываются обе связи Э− О и О− Н, то такие гидроксиды проявляют двойственность свойств и называются амфотерными.

3) Место разрыва химической связи в гидроксиде Э− О− Н зависит от положения элемента в Периодической системе, что и определяет относительную прочность связи между Э− О и О− Н. Силы притяжения между противоположно заряженными частицами тем значительнее, чем больше заряд каждой из них и меньше радиус.

4) Записываем формулы гидроксидов элементов третьего периода Периодической системы в их высших степенях окисления (высшая степень окисления атома элемента соответствует номеру группы):

+ +2 +3 +4 +5 +6 +7

NaOH — Mg(OH)₂ — А1(ОН)₃ — H₂SiО₃ — HNO₃ — H₂SO₄ — НС1О₄

5) Сравниваем относительную прочность связей Э− O и О− Н у высших гидроксидов третьего периода, учитывая, что при переходе от Na к CI наблюдается уменьшение радиуса атома. Благодаря своим малым размерам ион водорода Н⁺ в NaOH и Mg(OH)₂ сильнее взаимодействует с кислородом, чем ион металла. Вследствие этого менее прочными оказываются связи Na− О и Mg− О, поэтому NaOH и Mg(OH)₂ являются основаниями. В результате дальнейшего увеличения заряда и уменьшения радиуса атома при переходе к А1 связи А1− О и О− Н становятся близки по прочности, и А1(ОН)₃ является типичным амфотерным гидроксидом. Наконец, у последних четырех соединений вследствие еще большего увеличения заряда и уменьшения радиуса атомов заметно увеличивается прочность связи Э− О и уменьшается прочность связи О− Н, поэтому гидроксиды H₂SiO₃, HNO₃, H₂SO₄ и НСlO₄ являются кислотами.